O oxigênio foi descoberto independentemente por vários químicos na década de 1770. O químico sueco Carl Wilhelm Scheele (1742-1786) isolou o oxigênio em 1772 aquecendo vários óxidos, mas seu trabalho só foi publicado em 1777. Em 1774, o teólogo e químico britânico Joseph Priestley (1733-1804) produziu oxigênio concentrando a luz solar sobre óxido de mercúrio usando uma lente. Ele observou que uma vela queimava mais vivamente nesse gás e que um rato sobrevivia mais tempo nele. Foi Antoine Lavoisier (1743-1794) quem, entre 1775 e 1780, compreendeu verdadeiramente a natureza do oxigênio e seu papel na combustão e respiração, derrubando assim a teoria do flogístico. Lavoisier nomeou este elemento oxigênio (do grego oxys = ácido e genes = gerar), acreditando erroneamente que todos os ácidos continham oxigênio. Esta descoberta marcou o início da química moderna.
O oxigênio (símbolo O, número atômico 8) é um não-metal do grupo 16 (calcogênios) da tabela periódica, composto por oito prótons, geralmente oito nêutrons (para o isótopo mais comum) e oito elétrons. Os três isótopos estáveis são o oxigênio-16 \(\,^{16}\mathrm{O}\) (≈ 99,757%), o oxigênio-17 \(\,^{17}\mathrm{O}\) (≈ 0,038%) e o oxigênio-18 \(\,^{18}\mathrm{O}\) (≈ 0,205%).
À temperatura ambiente, o oxigênio existe como um gás diatômico (O₂), incolor, inodoro e muito reativo quimicamente. A molécula O₂ possui uma configuração eletrônica única com dois elétrons não pareados, conferindo-lhe propriedades paramagnéticas (o oxigênio líquido é atraído por um ímã). O gás oxigênio constitui cerca de 21% da atmosfera terrestre em volume e é essencial para a respiração aeróbica. O gás O₂ tem uma densidade de aproximadamente 1,429 g/L à temperatura e pressão padrão.
O oxigênio também existe como ozônio (O₃), uma forma alotrópica triatômica, de cor azul pálido, com um odor característico, que absorve fortemente os raios ultravioleta. A camada de ozônio estratosférico protege a vida terrestre das radiações UV nocivas.
A temperatura na qual os estados líquido e sólido podem coexistir (ponto de fusão): 54,36 K (−218,79 °C). A temperatura na qual passa do estado líquido para o gasoso (ponto de ebulição): 90,188 K (−182,962 °C). O oxigênio líquido apresenta uma cor azul pálido característica.
| Isótopo / Notação | Prótons (Z) | Nêutrons (N) | Massa atômica (u) | Abundância natural | Meia-vida / Estabilidade | Decaimento / Observações |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Oxigênio-15 — \(\,^{15}\mathrm{O}\,\) | 8 | 7 | 15.003066 u | Não natural | 122,24 s | Radioativo β\(^+\) decai para \(\,^{15}\mathrm{N}\); usado em tomografia por emissão de pósitrons (PET) médica. |
| Oxigênio-16 — \(\,^{16}\mathrm{O}\,\) | 8 | 8 | 15.994915 u | ≈ 99,757 % | Estável | Isótopo ultra-majoritário; base da bioquímica e da respiração; antiga referência de massas atômicas. |
| Oxigênio-17 — \(\,^{17}\mathrm{O}\,\) | 8 | 9 | 16.999132 u | ≈ 0,038 % | Estável | Único isótopo de oxigênio com spin nuclear; usado em espectroscopia de RMN de oxigênio-17. |
| Oxigênio-18 — \(\,^{18}\mathrm{O}\,\) | 8 | 10 | 17.999160 u | ≈ 0,205 % | Estável | Traçador paleoclimático maior; sua proporção com O-16 revela temperaturas e volumes glaciais do passado. |
| Oxigênio-19 — \(\,^{19}\mathrm{O}\,\) | 8 | 11 | 19.003580 u | Não natural | 26,464 s | Radioativo β\(^-\) decai para \(\,^{19}\mathrm{F}\); produzido artificialmente em aceleradores. |
| Outros isótopos — \(\,^{12}\mathrm{O}-\,^{14}\mathrm{O},\,^{20}\mathrm{O}-\,^{28}\mathrm{O}\) | 8 | 4-6, 12-20 | — (ressonâncias) | Não naturais | \(10^{-22}\) — 13,51 s | Estados muito instáveis observados em física nuclear; alguns apresentam estruturas de halo de nêutrons. |
N.B. :
Camadas eletrônicas: Como os elétrons se organizam ao redor do núcleo.
O oxigênio possui 8 elétrons distribuídos em duas camadas eletrônicas. Sua configuração eletrônica completa é: 1s² 2s² 2p⁴, ou simplificada: [He] 2s² 2p⁴. Essa configuração também pode ser escrita como: K(2) L(6).
Camada K (n=1): contém 2 elétrons na subcamada 1s. Essa camada interna está completa e é muito estável.
Camada L (n=2): contém 6 elétrons distribuídos como 2s² 2p⁴. Os orbitais 2s estão completos, enquanto os orbitais 2p contêm apenas 4 dos 6 elétrons possíveis. Portanto, faltam 2 elétrons para atingir a configuração estável do neônio com 8 elétrons (octeto).
Os 6 elétrons na camada externa (2s² 2p⁴) são os elétrons de valência do oxigênio. Essa configuração explica suas propriedades químicas:
Ao ganhar 2 elétrons, o oxigênio forma o íon O²⁻ (estado de oxidação -2), seu estado mais comum nos óxidos, adotando a configuração estável do neônio [Ne].
O oxigênio também pode apresentar um estado de oxidação de -1 em peróxidos (como H₂O₂, água oxigenada) e superóxidos.
Em certos compostos com flúor (OF₂), o oxigênio apresenta excepcionalmente um estado de oxidação positivo de +2, sendo o único elemento capaz de fazer o oxigênio perder elétrons.
O estado de oxidação 0 corresponde ao dioxigênio O₂, sua forma molecular natural, onde dois átomos de oxigênio estão ligados por uma ligação dupla.
A configuração eletrônica do oxigênio, com 6 elétrons de valência, classifica-o entre os calcogênios (Grupo 16) e o torna o segundo elemento mais eletronegativo depois do flúor (eletronegatividade de 3,5). Essa estrutura confere-lhe propriedades características: alta reatividade química (o oxigênio reage com quase todos os elementos), forte poder oxidante (segundo apenas ao flúor) e a capacidade de formar duas ligações covalentes para completar seu octeto. O oxigênio forma principalmente o íon óxido O²⁻ em compostos iônicos, mas também pode estabelecer ligações covalentes compartilhando seus elétrons. O dioxigênio O₂ é um gás incolor, inodoro e paramagnético, essencial para a respiração de organismos aeróbicos. Sua molécula possui dois elétrons não pareados, o que explica seu paramagnetismo e reatividade.
O oxigênio é fundamentalmente importante: constitui cerca de 21% da atmosfera terrestre e aproximadamente 46% da crosta terrestre em massa (o elemento mais abundante). É essencial para a vida (respiração celular, produção de energia via ATP), combustão e inúmeros processos químicos. O oxigênio é utilizado industrialmente em metalurgia (produção de aço), soldagem, processos químicos e em medicina (oxigenoterapia). O ozônio O₃, uma forma alotrópica, protege a Terra dos raios ultravioleta na estratosfera.
O oxigênio tem seis elétrons de valência e é o terceiro elemento mais eletronegativo (depois do flúor e do cloro), o que o torna um oxidante extremamente potente. Ele forma compostos com praticamente todos os outros elementos químicos, exceto os gases nobres leves (hélio, neônio, argônio). O oxigênio forma tipicamente duas ligações covalentes (como em H₂O, CO₂) ou íons óxido O²⁻ em compostos iônicos.
As reações de oxidação (combustão, respiração, ferrugem, etc.) envolvem a transferência de elétrons para o oxigênio. A combustão de matéria orgânica com oxigênio libera grandes quantidades de energia na forma de calor e luz. Esta alta reatividade é explorada em inúmeros processos naturais e industriais, mas também torna o oxigênio potencialmente perigoso: atmosferas enriquecidas com oxigênio aumentam consideravelmente os riscos de incêndio.
O oxigênio forma óxidos com todos os elementos, exceto os gases nobres leves. Esses óxidos podem ser básicos (óxidos metálicos como CaO), ácidos (óxidos não metálicos como SO₂, CO₂) ou anfóteros (como Al₂O₃). A água (H₂O), o composto de oxigênio mais importante, cobre 71% da superfície terrestre e é essencial para toda a vida conhecida.
Nos organismos vivos, o oxigênio é usado na respiração celular aeróbica para oxidar moléculas orgânicas (glicose) e produzir energia (ATP). Esta respiração também gera espécies reativas de oxigênio (radicais livres) que podem danificar as células, contra as quais os organismos desenvolveram sistemas antioxidantes. Paradoxalmente, o oxigênio, essencial para a vida aeróbica, também é um veneno oxidativo em altas concentrações.
O oxigênio é o terceiro elemento mais abundante no universo observável (depois do hidrogênio e do hélio) e o primeiro elemento pesado por abundância cósmica. Representa cerca de 1% da massa bariônica total do universo. Ao contrário dos elementos primordiais (H, He, Li), o oxigênio é produzido inteiramente por nucleossíntese estelar.
O oxigênio é sintetizado principalmente em estrelas massivas (maiores que 8 massas solares) pelo processo de queima de carbono e hélio. A reação tripla-alfa produz carbono-12, que então captura um núcleo de hélio-4 para formar oxigênio-16. Em temperaturas mais altas (cerca de 1 bilhão de kelvin), a fusão do carbono também produz oxigênio. Estrelas massivas desenvolvem uma estrutura em camadas concêntricas (como uma cebola) com zonas de queima de diferentes elementos, incluindo uma camada rica em oxigênio.
O oxigênio é massivamente disperso no meio interestelar durante as explosões de supernovas do tipo II. Esses eventos cataclísmicos ejetam as camadas externas ricas em oxigênio da estrela a velocidades de milhares de quilômetros por segundo, enriquecendo o meio interestelar para futuras gerações de estrelas e planetas. O oxigênio representa uma fração significativa da massa ejetada por supernovas, tornando esses eventos as principais fontes de oxigênio galáctico.
No meio interestelar, o oxigênio existe em várias formas: atômica (O, O⁺, O⁺⁺), molecular (O₂, que é raro e difícil de detectar), e incorporado em muitas moléculas como H₂O (gelo de água), CO (monóxido de carbono, a segunda molécula mais abundante depois de H₂), CO₂, OH, e moléculas orgânicas complexas. O oxigênio atômico duplamente ionizado (O⁺⁺) emite linhas espectrais características em nebulosas planetárias e regiões HII, permitindo que os astrônomos mapeiem a distribuição do oxigênio nas galáxias.
A proporção isotópica ¹⁶O/¹⁸O em diferentes objetos astronômicos (meteoritos, cometas, poeira interestelar, grãos pré-solares) revela informações cruciais sobre os processos de nucleossíntese em diferentes tipos de estrelas e a história do enriquecimento químico de nossa galáxia. Anomalias isotópicas do oxigênio descobertas em certas inclusões refratárias de meteoritos primitivos indicam a contribuição de diferentes fontes estelares ao material que formou o sistema solar.
Nas atmosferas planetárias, o oxigênio desempenha um papel central. Na Terra, o oxigênio atmosférico (21% de O₂) é quase inteiramente de origem biológica, produzido pela fotossíntese de plantas, algas e cianobactérias há cerca de 2,4 bilhões de anos (o "Grande Evento de Oxigenação"). Este acúmulo de oxigênio transformou profundamente a química terrestre e permitiu a evolução da vida complexa aeróbica. A detecção espectroscópica de oxigênio molecular e ozônio na atmosfera de um exoplaneta poderia constituir uma bioassinatura potencial, embora processos abióticos também possam produzir oxigênio sob certas condições.
N.B.:
O "paradoxo do oxigênio" ilustra a natureza dual deste elemento essencial. O oxigênio molecular (O₂) é absolutamente vital para os organismos aeróbicos, permitindo uma produção eficiente de energia celular através da respiração mitocondrial. No entanto, o oxigênio também é um poderoso veneno oxidativo: seus derivados reativos (radicais superóxido, peróxido de hidrogênio, radicais hidroxila) danificam proteínas, lipídios e DNA. Os organismos aeróbicos tiveram que desenvolver mecanismos antioxidantes sofisticados (enzimas como a superóxido dismutase, catalase, peroxidase; moléculas antioxidantes como as vitaminas C e E) para se protegerem da toxicidade do oxigênio enquanto exploram seu potencial energético. O oxigênio também é responsável pelo envelhecimento celular através do acúmulo de danos oxidativos ao longo do tempo. Esta notável dualidade — vital e tóxico simultaneamente — reflete a complexa história evolutiva da vida na Terra e os compromissos biológicos necessários para explorar o enorme potencial energético do oxigênio.
Berílio (Z=4): um metal
raro com propriedades excepcionais 
